As reações de redução de oxidação, ou "redox", representam uma das principais classificações de reação na química. As reações envolvem necessariamente a transferência de elétrons de uma espécie para outra. Os químicos referem-se à perda de elétrons como oxidação e ao ganho de elétrons como redução. O balanceamento de uma equação química refere-se ao processo de ajuste dos números de cada reagente e produto de modo que os compostos nos lados esquerdo e direito da seta de reação - os reagentes e produtos, respectivamente - contenham o mesmo número de cada tipo de átomo . Este processo representa uma conseqüência da primeira lei da termodinâmica, que afirma que a matéria não pode ser criada nem destruída. As reações redox levam esse processo um passo adiante, equilibrando também o número de elétrons em cada lado da flecha, porque, como os átomos, os elétrons possuem massa e, portanto, são regidos pela primeira lei da termodinâmica.

Escreva o produto químico desbalanceado. equação em um pedaço de papel e identificar as espécies sendo oxidadas e reduzidas examinando as cargas nos átomos. Por exemplo, considere a reação desbalanceada do íon permanganato, MnO4 (-), onde (-) representa uma carga no íon negativo, e o íon oxalato, C2O4 (2-) na presença de um ácido, H (+) : MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) - Mn (2+) + CO2 + H2O. O oxigênio quase sempre assume uma carga de dois negativos em compostos. Assim, MnO4 (-), se cada oxigênio mantiver uma carga negativa de dois e a carga total for negativa, então o manganês deve exibir uma carga de sete positivos. O carbono em C2O4 (2-) exibe similarmente uma carga de três positivos. Do lado do produto, o manganês possui uma carga positiva de dois e o carbono é positivo quatro. Assim, nessa reação, o manganês é reduzido porque sua carga diminui e o carbono é oxidado porque sua carga aumenta.

Escreva reações separadas - chamadas de meia-reação - para os processos de oxidação e redução e inclua os elétrons. O Mn (+7) em MnO4 (-) torna-se Mn (+2) assumindo cinco elétrons adicionais (7 - 2 = 5). Qualquer oxigênio no MnO4 (-), no entanto, deve se tornar água, H2O, como subproduto, e a água não pode se formar com átomos de hidrogênio, H (+). Portanto, prótons, H (+) devem ser adicionados ao lado esquerdo da equação. A meia-reação balanceada agora se torna MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, onde e representa um elétron. A semi-reação de oxidação se torna similarmente C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.

Equilibra a reação geral assegurando que o número de elétrons nas semi-reações de oxidação e redução seja igual. Continuando o exemplo anterior, a oxidação do íon oxalato, C2O4 (2-), envolve apenas dois elétrons, enquanto a redução de manganês envolve cinco. Consequentemente, toda a meia reação do manganês deve ser multiplicada por dois e toda a reação do oxalato deve ser multiplicada por cinco. Isto trará o número de elétrons em cada meia reação para 10. As duas meias reações agora se tornam 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O, e 5 C2O4 (2 -) - 10 e → 10 CO2.

Obtenha a equação geral balanceada somando as duas meias reações balanceadas. Observe que a reação de manganês inclui o ganho de 10 elétrons, enquanto a reação de oxalato envolve a perda de 10 elétrons. Os elétrons, portanto, cancelam. Em termos práticos, isso significa que cinco íons oxalato transferem um total de 10 elétrons para dois íons permanganato. Quando somada, a equação geral balanceada se torna 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, o que representa uma equação redox balanceada.